Structura atomului: din ce este alcătuit atomul

Atomul este cea mai mică particulă a unui element chimic care îi păstrează proprietățile. Este construit mai simplu decât pare, din doar două „părți”:

• Nucleul — centrul atomului. În el trăiesc două tipuri de particule: protoni pozitivi și neutroni neutri. Nucleul este inimaginabil de mic — de aproximativ 100 000 de ori mai mic decât atomul însuși — dar în el este concentrată peste 99,9% din masă.
• Învelișul electronic — tot restul spațiului atomului, unde electroni negativi ușori se mișcă în jurul nucleului.

Dacă am mări atomul la dimensiunea unui stadion, nucleul ar fi o mazăre în centrul terenului — tot restul fiind ocupat de învelișul electronic „aproape gol”.

Toți atomii din Univers sunt alcătuiți din doar trei tipuri de particule — diferă doar cantitatea lor. Este util să comparăm particulele după trei criterii: sarcină, masă și „locul de reședință”.

Protonul și neutronul sunt aproape identici ca masă — aproximativ 1 u.a.m. (unitate atomică de masă). Electronul este de aproximativ 1836 de ori mai ușor, de aceea masa sa este neglijată în calcule. În schimb, sarcinile protonului și electronului sunt egale ca valoare și opuse ca semn: cât timp în atom sunt tot atâția protoni câți electroni, acesta este neutru din punct de vedere electric.

Compoziția oricărui atom este descrisă de două numere:

• Numărul atomic Z — numărul de protoni din nucleu. Acesta este numărul de ordine al elementului în tabelul periodic: nr. 1 — hidrogen (1 proton), nr. 8 — oxigen (8 protoni), nr. 79 — aur (79 protoni). De aceea, în modelul planetar al atomului, numărul de protoni din nucleu este egal cu numărul de electroni: atomul este neutru, iar pentru fiecare proton există exact un electron.
• Numărul de masă A — numărul total de particule din nucleu: \(A = Z + N\), unde N este numărul de neutroni. De aici rezultă principala formulă de lucru pentru problemele școlare: \(N = A - Z\).

Compoziția atomului se notează astfel: \(^{A}_{Z}\text{X}\). De exemplu, \(^{35}_{17}\text{Cl}\) — clor, care are 17 protoni și 35 − 17 = 18 neutroni. Fișa de mai jos conține întregul algoritm în trei rânduri.

Electronii nu zboară în jurul nucleului la întâmplare: ei sunt plasați pe nivele energetice (învelișuri). Cu cât nivelul este mai departe de nucleu, cu atât mai mulți electroni poate găzdui — maximul se calculează după formula \(2n^2\):

• nivelul 1 — cel mult 2 electroni;
• nivelul 2 — cel mult 8;
• nivelul 3 — cel mult 18;
• nivelul 4 — cel mult 32.

Nivelele se completează în ordine, de la cel mai apropiat la cel mai îndepărtat. De exemplu, la oxigen (Z = 8) electronii sunt repartizați ca 2, 6; la sodiu (Z = 11) — 2, 8, 1; la clor (Z = 17) — 2, 8, 7. Electronii de pe ultimul nivel se numesc electroni de valență — tocmai ei participă la reacțiile chimice și determină proprietățile elementului.

Numărul de nivele este indicat tot de tabelul periodic: acesta este egal cu numărul perioadei în care se află elementul. În clasele mai mari, nivelele sunt împărțite suplimentar în subnivele s, p, d, f și se scriu configurațiile electronice — de exemplu, la oxigen 1s²2s²2p⁴.

Numărul de protoni al unui element nu poate fi schimbat: dacă adaugi un proton în nucleu, vei obține deja un alt element. Dar numărul de neutroni poate varia. Izotopii — sunt atomi ai aceluiași element cu același Z, dar cu un număr diferit de neutroni, ceea ce înseamnă și un număr de masă A diferit.

Un exemplu clasic este hidrogenul și cei trei izotopi ai săi: protiu \(^{1}_{1}\text{H}\) (nu are neutroni), deuteriu \(^{2}_{1}\text{H}\) (1 neutron) și tritiu \(^{3}_{1}\text{H}\) (2 neutroni). Din punct de vedere chimic, izotopii sunt aproape imposibil de distins: în reacții, rolul principal îl joacă electronii, iar izotopii au același număr de electroni.

Tocmai din cauza izotopilor, masele atomice din tabelul periodic sunt fracționare: aceasta este media ponderată a tuturor izotopilor naturali ai elementului. Clorul, de exemplu, are 35,45 — deoarece clorul natural constă dintr-un amestec de clor-35 și clor-37.

Cuvântul „atom” provine din grecescul atomos — „indivizibil”: așa îl imagina Democrit, iar la începutul secolului al XIX-lea J. Dalton a construit prima teorie științifică bazată pe ideea atomului indivizibil. Însă descoperirile de la granița secolelor XIX–XX au arătat: atomul are o structură internă.

• 1897 — modelul Thomson („budinca cu stafide”). J. Thomson a descoperit electronul și a presupus că electronii sunt încorporați într-un „mediu” încărcat pozitiv, ca stafidele într-o budincă.
• 1911 — modelul planetar al lui Rutherford. Bombardând foița de aur cu particule α, E. Rutherford a descoperit că aproape toată masa și întreaga sarcină pozitivă sunt comprimate într-un nucleu minuscul, iar electronii se rotesc în jurul lui, ca planetele în jurul Soarelui.
• 1913 — modelul Bohr. Niels Bohr a precizat: electronii nu se mișcă pe orice orbită, ci pe orbite strict determinate cu energie fixă — așa au apărut nivelele energetice.
• Anii 1920 — modelul cuantico-mecanic. Fizica modernă descrie electronul nu ca pe o bilă pe o orbită, ci ca pe un nor electronic — o regiune a spațiului unde electronul poate fi detectat cu o anumită probabilitate.

Modelul planetar cu nivele (ca în schema de mai sus) este folosit și astăzi în chimia școlară: pentru numărarea particulelor și repartizarea electronilor, precizia sa este suficientă.